Ozon

Den aktuella versionen av sidan har ännu inte granskats av erfarna bidragsgivare och kan skilja sig väsentligt från versionen som granskades den 22 juli 2021; kontroller kräver 16 redigeringar .

Ozon

Allmän

Systematiskt
namn

Trioxygen

Traditionella namn

Ozon

Chem. formel

O 3

Fysikaliska egenskaper

stat

blå gas

Molar massa

47,998 g/ mol

Densitet

0,0021445 g/cm^ (gas vid 0°C);
1,59(7) g/cm^ (vätska vid 85,2 K);
1,73(2) g/cm³ (fast vid 77,4 K) [1]

Ytspänning

43,8 N/m (77,4 K);
38,4 N/m (90,2 K) [1] N/m

Dynamisk viskositet

4,17 mPa s (77,6 K);
1,56(2) mPa s (90,2 K) [1]

Joniseringsenergi

12,52 ± 0,01 eV

Termiska egenskaper

Temperatur

• smältning

-197,2°C

• kokande

-111,9°C

Kritisk punkt

• temperatur

−12,0 °C (261,1 K) [1] °C

• tryck

54,6 atm. [ett]

Mol. värmekapacitet

85,354 − 0,2812 ( T − 90) (l., vid T från 90 till 160 K) [1] J/(mol K)

Entalpi

• utbildning

144,457 (vid 0 K, rel. O 2 ) [1] kJ/mol

Coeff. temp. förlängningar

2,0 10 −3 K −1 (vätska, 90,1 K)
2,5 10 −3 K −1 (vätska, 161 K) [1]

Ångtryck

1 ± 1 atm

Kemiska egenskaper

Löslighet

• i vatten

1,06 g/l (vid 0 °С) [2]

Dielektricitetskonstanten

1,0019 (d), 4,79 (w) [1]

Optiska egenskaper

Brytningsindex

1,0533 (gas, 480 nm)
1,0520 (gas, 546 nm)
1,0502 (gas, 671 nm)
1,2236 (flytande, 535 nm)
1,2226 (vätska, 589 nm , 1,0502) (671 nm) 1,2236 (vätska, 535 nm) 1,2226
(vätska, 589 nm) 31,2 2

Strukturera

Dipolmoment

0,5337 D

Klassificering

233-069-2

[O-][O+]=O

InChI=1S/O3/c1-3-2CBENFWSGALASAD-UHFFFAOYSA-N

RTECS

RS8225000

CHEBI

Säkerhet

4,8 ppm _

NFPA 704

0 2 fyra OXE

Data baseras på standardförhållanden (25 °C, 100 kPa) om inget annat anges.

Mediafiler på Wikimedia Commons

Ozon (från annan grekisk ὄζω - jag luktar) - bestående av triatomära O 3 molekyler , en allotrop modifiering av syre . Under normala förhållanden - blå gas . Lukten är skarp specifik. När den är flytande förvandlas den till en indigovätska . I fast form är det mörkblå, grå, nästan svarta kristaller.

Ozonets struktur

Båda O–O-bindningarna i ozonmolekylen har samma längd på 1,278 Å . Vinkeln mellan bindningarna är 116,8° [3] . Den centrala syreatomen är sp² -hybridiserad, har ett ensamt elektronpar . Ordningen för varje bindning är 1,5, resonansstrukturerna är med en lokaliserad enkelbindning med en atom och en dubbelbindning med en annan, och vice versa. Molekylen är polär, det elektriska dipolmomentet är 0,5337 D [4] .

Upptäcktshistorik

Ozon upptäcktes första gången 1785 av den holländska fysikern M. van Marum genom den karakteristiska lukt och oxiderande egenskaper som luft får efter att elektriska gnistor passerat genom den , samt genom förmågan att verka på kvicksilver vid vanlig temperatur, som ett resultat av som den tappar sin lyster och börjar fästa vid glas [5] . Det beskrevs dock inte som ett nytt ämne , van Marum trodde att en speciell "elektrisk materia" bildades.

Termen ozon föreslogs av den tyske kemisten X. F. Schönbein 1840 för dess lukt, kom in i ordböckerna i slutet av 1800-talet. Många källor prioriterar upptäckten av ozon 1839 för honom . 1840 visade Schonbein ozonets förmåga att ersätta jod från kaliumjodid [5] :

{\mathsf {O_{3}+H_{2}O+2KI\högerpil O_{2}+2KOH+I_{2))}

Denna reaktion används för kvalitativ bestämning av ozon med hjälp av filterpapper impregnerat med en blandning av lösningar av stärkelse och kaliumjodid (stärkelsejodidpapper) - det blir blått i ozon på grund av interaktionen mellan den frigjorda joden och stärkelsen [6] .

Faktumet med en minskning av gasvolymen under omvandlingen av syre till ozon bevisades experimentellt 1860 av Andrews och Tet med hjälp av ett glasrör med en tryckmätare fylld med rent syre, med platinaledare inlödda i det för att producera en elektrisk urladdning [5] .

Fysiska egenskaper

Molekylvikt - 48 a. äta.
Gasens densitet under normala förhållanden är 2,1445 g/dm³. Relativ densitet av gas för syre 1,5; med flyg 1,62 (1,658 [7] ).
Vätskans densitet vid −188 °C (85,2 K) är 1,59(7) g/cm³ [1] .
Densiteten för fast ozon vid -195,7 °C (77,4 K) är 1,73(2) g/cm³ [1] .
Kokpunkt −111,8(3) °C (161,3 K) [1] . Flytande ozon är mörklila.
Smältpunkt −197,2(2) °С (75,9 K). Den ibland citerade smältpunkten på -251,4 °C (21,7 K) är felaktig, eftersom dess bestämning inte tog hänsyn till ozonets stora förmåga att underkyla [8] . Enligt andra källor [1] T pl = −192,5(4) °С (80,6 K). I fast tillstånd är den svart med en violett glans.
Den kritiska temperaturen är −12,0 °С (261,1 K) [1] .
Kritiskt tryck 51,6 atm [1] .
Diffusionskoefficient (vid 300 K, 1 atm) 0,157 cm²/s [1] .
Smältvärmen är 2,1 kJ/mol [1] .
Avdunstningsvärmen vid kokpunkten i olika källor indikeras från 11,17 till 15,19 kJ/mol [1] ; vid 90 K från 15,27 till 16,6 kJ/mol [1] .
Lösligheten i vatten vid 0 ° C är 0,394 kg / m³ (0,494 l / kg), den är 10 gånger högre än syre. Den skenbara lösligheten är starkt beroende av vattnets renhet, eftersom föroreningar katalyserar sönderfallet av ozon.
Flytande ozon är blandbart i alla avseenden med flytande argon , kväve , fluor , metan , koldioxid , koltetraklorid . Den är blandbar med flytande syre i alla avseenden vid temperaturer över 93 K, under denna temperatur separeras lösningen i två faser [1] .
Det löser sig väl i freoner och bildar stabila lösningar (används för lagring och transport).
Molekylens joniseringspotential är 12,52 eV [1] .
I det gasformiga tillståndet är ozon diamagnetiskt , i det flytande tillståndet är det svagt paramagnetiskt .
Lukten är skarp, specifik "metallisk" (enligt Mendeleev - "lukten av kräftor "). Vid höga koncentrationer påminner det om lukten av klor . Lukten märks även vid en utspädning av 1:100 000.

Kemiska egenskaper

Bildningen av ozon sker genom en reversibel reaktion:

{\mathsf {3O_{2}+68kcal/mol(285kJ/mol)\högerpil 2O_{3))}

O 3 -molekylen är instabil och vid tillräckliga koncentrationer i luft under normala förhållanden omvandlas den spontant till O 2 på flera tiotals minuter [9] med frigörande av värme. En ökning av temperaturen och en minskning av trycket ökar övergångshastigheten till diatomiskt tillstånd. Vid höga koncentrationer kan övergången vara explosiv . Kontakten av ozon med även små mängder organiska ämnen, vissa metaller eller deras oxider , påskyndar kraftigt omvandlingen.

I närvaro av små mängder salpetersyra stabiliseras ozon, och i hermetiska kärl gjorda av glas, vissa plaster eller rena metaller sönderdelas ozon praktiskt taget inte vid låga temperaturer (-78 ° C).

Ozon är ett kraftfullt oxidationsmedel , mycket mer reaktivt än diatomiskt syre. Oxiderar nästan alla metaller (med undantag av guld , platina [10] och iridium ) till deras högsta oxidationstillstånd (efter viss ytoxidation motstår Ni, Cu, Sn ozon ganska bra) [11] . Oxiderar många icke-metaller. Reaktionsprodukten är huvudsakligen syre.

{\mathsf {2Cu^{{2+}}+2H_{3}O^{+}+O_{3}\högerpil 2Cu^{{3+}}+3H_{2}O+O_{2}}}

Ozon ökar oxidationstillståndet för oxider:

{\mathsf {NO+O_{3}\rightarrow NO_{2}+O_{2))}

Denna reaktion åtföljs av kemiluminescens . Kvävedioxid kan oxideras till salpetersyraanhydrid:

{\mathsf {2NO_{2}+O_{3}\högerpil N_{2}O_{5}+O_{2))}

Ozon reagerar inte med molekylärt kväve vid rumstemperatur, men vid 295°C reagerar det med det:

{\displaystyle {\mathsf {N_{2}+O_{3}\högerpil N_{2}O+O_{2))))

Ozon reagerar med kol vid normal temperatur och bildar koldioxid :

{\mathsf {2C+2O_{3}\högerpil 2CO_{2}+O_{2))}

Ozon reagerar inte med ammoniumsalter, men reagerar med ammoniak för att bilda ammoniumnitrat :

{\mathsf {2NH_{3}+4O_{3}\rightarrow NH_{4}NO_{3}+4O_{2}+H_{2}O))

Ozon reagerar med väte och bildar vatten och syre:

{\mathsf {O_{3}+H_{2}\högerpil O_{2}+H_{2}O))

Ozon reagerar med sulfider och bildar sulfater :

{\mathsf {PbS+4O_{3}\rightarrow PbSO_{4}+4O_{2}}}

Med hjälp av ozon kan svavelsyra erhållas både från elementärt svavel och från svaveldioxid och vätesulfid :

{\mathsf {S+H_{2}O+O_{3}\högerpil H_{2}SO_{4}}}

{\mathsf {3SO_{2}+3H_{2}O+O_{3}\högerpil 3H_{2}SO_{4}}}

I gasfasen reagerar ozon med svavelväte för att bilda svaveldioxid:

{\mathsf {H_{2}S+O_{3}\högerpil SO_{2}+H_{2}O))

I en vattenlösning sker två konkurrerande reaktioner med svavelväte, en med bildning av elementärt svavel, den andra med bildning av svavelsyra:

{\mathsf {H_{2}S+O_{3}\högerpil S+O_{2}+H_{2}O}}

{\mathsf {3H_{2}S+4O_{3}\högerpil 3H_{2}SO_{4))}

Alla tre syreatomerna i ozon kan reagera individuellt i reaktionen av tennklorid med saltsyra och ozon:

{\mathsf {3SnCl_{2}+6HCl+O_{3}\högerpil 3SnCl_{4}+3H_{2}O))

Genom att behandla en lösning av jod i kall vattenfri perklorsyra med ozon kan jod(III) perklorat erhållas :

{\mathsf {I_{2}+6HClO_{4}+O_{3}\högerpil 2I(ClO_{4})_{3}+3H_{2}O))

Fast nitroniumperkloratkan erhållas genom reaktion av gasformig NO 2 , ClO 2 och O 3 :

{\mathsf {2NO_{2}+2ClO_{2}+2O_{3}\högerpil 2NO_{2}ClO_{4}+O_{2))}

Ozon kan delta i förbränningsreaktioner , där förbränningstemperaturen är högre än med diatomiskt syre:

{\mathsf {3C_{4}N_{2}+4O_{3}\högerpil 12CO+3N_{2))}

Ozon kan ingå i kemiska reaktioner vid låga temperaturer. Vid 77 K (−196 °C, kokpunkten för flytande kväve ) interagerar atomärt väte med ozon och bildar en hydroperoxidradikal med dimerisering av den senare [12] :

{\mathsf {H+O_{3}\högerpil HO_{2}\cdot +O}}

{\mathsf {2HO_{2}\cdot \rightarrow H_{2}O_{2}+O_{2))}

Ozon kan bilda oorganiska ozonider som innehåller anjonen O 3 − . Dessa föreningar är explosiva och kan endast lagras vid låga temperaturer. Ozonider av alla alkalimetaller (utom Frankrike) är kända. KO 3 , RbO 3 och CsO 3 kan erhållas från motsvarande superoxider :

{\mathsf {KO_{2}+O_{3}\högerpil KO_{3}+O_{2))}

Kaliumozonid kan erhållas på annat sätt från kaliumhydroxid [13] :

{\mathsf {2KOH+5O_{3}\högerpil 2KO_{3}+5O_{2}+H_{2}O))

NaO 3 och LiO 3 kan erhållas genom inverkan av CsO 3 i flytande ammoniak NH 3 på jonbytarhartser innehållande Na + eller Li + joner [14] :

{\mathsf {CsO_{3}+Na^{+}\högerpil Cs^{+}+NaO_{3))}

Behandling av en lösning av kalcium i ammoniak med ozon leder till bildning av ammoniumozonid , och inte kalcium [12] :

{\mathsf {3Ca+10NH_{3}+7O_{3}\högerpil Ca\cdot 6NH_{3}+Ca(OH)_{2}+Ca(NO_{3})_{2}+2NH_{4} O_{3}+3O_{2}+2H_{2}O}}

Ozon kan användas för att avlägsna järn och mangan från vatten för att bilda en fällning (respektive järn(III) hydroxid och mangandioxihydrat ), som kan separeras genom filtrering:

{\displaystyle {\mathsf {2Fe^{2+}+O_{3}+5H_{2}O\högerpil 2Fe(OH)_{3}\downarrow +O_{2}+4H^{+))))

{\mathsf {2Mn^{{2+}}+2O_{3}+4H_{2}O\högerpil 2MnO(OH)_{2}\downarrow +2O_{2}+4H^{+}}}

I sura miljöer kan oxidationen av mangan gå till permanganat .

Ozon omvandlar giftiga cyanider till mindre farliga cyanater :

{\mathsf {CN^{-}+O_{3}\rightarrow CNO^{-}+O_{2))}

Ozon kan sönderdela urea fullständigt [15] :

{\mathsf {(NH_{2})_{2}CO+O_{3}\högerpil N_{2}+CO_{2}+2H_{2}O))

Samspelet mellan ozon och organiska föreningar med en aktiverad eller tertiär kolatom vid låga temperaturer leder till motsvarande hydrotrioxider . Reaktionen av ozon med omättade föreningar för att bilda organiska ozonider används vid analys av organiska ämnen.

Erhålla ozon

Ozon bildas i många processer åtföljda av frisättning av atomärt syre, till exempel under nedbrytning av peroxider, oxidation av fosfor , etc.

Inom industrin erhålls det från luft eller syre i ozonisatorer genom inverkan av en elektrisk urladdning. O 3 smälter lättare än O 2 och är därför lätt att separera. Ozon för ozonterapi inom medicin erhålls endast från rent syre. När luft bestrålas med hård ultraviolett strålning bildas ozon. Samma process äger rum i de övre skikten av atmosfären , där ozonskiktet bildas och upprätthålls under inverkan av solstrålning .

I laboratoriet kan ozon erhållas genom interaktion av kyld koncentrerad svavelsyra med bariumperoxid [6] :

{\mathsf {3H_{2}SO_{4}+3BaO_{2}\högerpil 3BaSO_{4}+O_{3}+3H_{2}O))

Toxicitet

I måttliga koncentrationer är ozon inte giftigt. Ozonets höga oxiderande kraft och bildandet av fria syreradikaler i många reaktioner med dess deltagande bestämmer dock dess toxicitet (i höga koncentrationer). Överdriven exponering för ozon i kroppen kan leda till för tidig död.

Den farligaste exponeringen för höga koncentrationer av ozon i luften:

på andningsorganen genom direkt irritation;

Ozon i Ryska federationen är klassificerat som den första, högsta faroklassen av skadliga ämnen. Riktlinjer för ozon:

den maximala maximalt tillåtna engångskoncentrationen (MAC m.r.) i den atmosfäriska luften i befolkade områden är 0,16 mg/m³ [16] ;
genomsnittlig daglig högsta tillåtna koncentration (MPC d.s.) i den atmosfäriska luften i befolkade områden 0,03 mg/m³ [16] ;
maximalt tillåten koncentration (MPC) i luften i arbetsområdet 0,1 mg/m³;
minsta dödliga koncentration ( LC50 ) - 4,8 ppm .

Det mänskliga luktsinneströskeln är cirka 0,01 mg/m³ [17] .

Ozon förstör effektivt mögel , bakterier och virus.

Tillämpning av ozon

Användningen av ozon beror på dess egenskaper:

starkt oxidationsmedel:
- för sterilisering av medicinska produkter;
- vid mottagande av många ämnen i laboratorie- och industripraxis;
- för blekning av papper;
- för rengöring av oljor.
starkt desinfektionsmedel:
- för rening av vatten och luft från mikroorganismer (ozonisering);
- för desinfektion av lokaler och kläder;
- för ozonisering av lösningar som används inom medicin (både för intravenös och för kontaktanvändning).

De väsentliga fördelarna med ozonering , i jämförelse med klorering , är frånvaron [17] av toxiner (förutom formaldehyd) i det behandlade vattnet (medan det under klorering är möjligt att bilda en betydande mängd organiska klorföreningar, av vilka många är giftiga, till exempel dioxin ) och bättre än syre, löslighet i vatten.

Enligt ozonterapeuter förbättras människors hälsa avsevärt med ozonbehandling (topiskt, oralt , intravenöst och extrakorporealt ), men inte en enda objektiv klinisk studie har bekräftat någon uttalad terapeutisk effekt. Dessutom, när man använder ozon som ett läkemedel (särskilt när det exponeras direkt för patientens blod ), uppväger den bevisade risken för cancerframkallande och toxiska effekter alla teoretiskt möjliga positiva effekter, därför är ozonbehandling inte erkänd som ett läkemedel i nästan alla utvecklade länder. metoden och dess användning på privata kliniker endast möjlig med informerat samtycke från patienten [18] .

Under 2000-talet började många företag tillverka så kallade hushållsozonisatorer, även utformade för att desinficera lokaler (källare, rum efter virussjukdomar, lager förorenade med bakterier och svamp), ofta tysta om de försiktighetsåtgärder som krävs när man använder denna teknik. .

Tillämpningar av flytande ozon

Användningen av ozon som ett högenergiskt och samtidigt miljövänligt oxidationsmedel i raketteknik har länge övervägts [19] . Den totala kemiska energin som frigörs under förbränningsreaktionen med deltagande av ozon är mer än för enkelt syre, med ungefär en fjärdedel (719 kcal / kg). Mer kommer att vara, respektive, och den specifika impulsen . Flytande ozon har en högre densitet än flytande syre (1,35 respektive 1,14 g / cm³), och dess kokpunkt är högre (-112 ° C respektive -183 ° C), därför i detta avseende är fördelen som en oxidationsmedel i raketteknik, flytande ozon har mer. Ett hinder är emellertid den kemiska instabiliteten och explosiviteten hos flytande ozon med dess nedbrytning till O och O 2 , under vilken en detonationsvåg som rör sig med en hastighet av cirka 2 km/s uppstår och ett destruktivt detonationstryck på mer än 3 10 7 dyn. / cm² (3 MPa) utvecklas, vilket gör användningen av flytande ozon omöjlig på nuvarande tekniknivå, förutom användningen av stabila syre-ozonblandningar (upp till 24 % ozon). Fördelen med en sådan blandning är också en större specifik impuls för vätgasmotorer jämfört med ozon-vätemotorer [20] . Hittills har sådana högeffektiva motorer som RD-170 , RD-180 , RD-191 , såväl som accelererande vakuummotorer, nått parametrar nära gränsen vad gäller UI, och för att öka den specifika impulsen är det nödvändigt för att hitta en möjlighet att byta till nya typer av bränsle.

Flytande ozon vid låga temperaturer (i flytande kväve) används också ibland i organisk syntes för att försiktigt bryta kol-kol dubbelbindningen.

Ozon i atmosfären

Atmosfäriskt ( stratosfäriskt ) ozon är en produkt av solstrålningens verkan på atmosfäriskt (O 2 ) syre. Troposfäriskt ozon är dock en förorening som kan hota människors och djurs hälsa och även skada växter.

Catatumbo-blixten tros vara den största enskilda troposfäriska ozongeneratorn på jorden.

När solljus interagerar med kvävedioxid och kolväten som släpps ut i atmosfären från bilavgaser bildas fotokemisk smog . Kvävedioxid sönderdelas under påverkan av ultraviolett strålning från solen och bildar kväveoxid och fria syreatomer (ozon). Fotokemisk smog upptäcktes först på 1940-talet i Los Angeles . De leder till irritation av slemhinnorna i ögonen och nasofarynx hos människor, liksom att vegetation dör och skadar gummiprodukter [21] [22] .

Anteckningar

↑ 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 Lunin, 1998.
↑ Holleman, Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie. ss. 91-100. Auflage. de Gruyter, 1985, S. 460.
↑ Takehiko Tanaka; Yonezo Morino. Coriolis-interaktion och anharmonisk potentialfunktion av ozon från mikrovågsspektra i exciterade vibrationstillstånd // Journal of Molecular Spectroscopy. - 1970. - Vol. 33. - P. 538-551.
↑ Kenneth M. Mack; JS Muenter. Stark och Zeemans egenskaper hos ozon från molekylär strålspektroskopi // Journal of Chemical Physics . - 1977. - Vol. 66. - P. 5278-5283.
↑ 1 2 3 S. S. Kolotov , D. I. Mendeleev . Ozon // Encyclopedic Dictionary of Brockhaus and Efron : i 86 volymer (82 volymer och ytterligare 4). - St Petersburg. 1890-1907.
↑ 1 2 Erhålla ozon och dess bestämning . Hämtad 29 september 2014. Arkiverad från originalet 6 oktober 2014. (obestämd)
↑ Chemist's Handbook, volym II. - L .: "Kemi", 1971.
↑ Karyakin Yu. V., Angelov I. I. Rena kemikalier. — M .: Kemi, 1974.
↑ Vanliga frågor om geovetenskap: Var kan jag hitta information om ozonhålet och ozonnedbrytningen? Arkiverad från originalet den 1 juni 2006.
↑ Platina oxideras inte av ozon, men katalyserar dess nedbrytning.
↑ Nekrasov B.V. N48 Fundamentals of General Chemistry. I 2 volymer. Volym 1.4:e upplagan, St. Petersburg: Lan Publishing House, 2003. - 656 sid. — (Läroböcker för universitet, speciallitteratur).
↑ 1 2 Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. "Ozon." sid 44-49
↑ Housecroft & Sharpe, "Oorganisk kemi". - 2005. - S. 439.
↑ Housecroft & Sharpe, "Oorganisk kemi". - 2005. - S. 265
↑ Horvath M., Bilitzky L., & Huttner J., 1985. "Ozon." sid 259, 269-270
↑ 1 2 Högsta tillåtna koncentrationer (MPC) av föroreningar i den atmosfäriska luften i befolkade områden. Hygieniska standarder 2.1.6.1338-03 (otillgänglig länk) . Hämtad 21 november 2012. Arkiverad från originalet 3 december 2013. (obestämd)
↑ 1 2 Tyshkevich E.V. Ozon är ett fredligt vapen från XXI-talets arkivkopia av 1 april 2009 på Wayback Machine
↑ Tveksamma metoder för cancerhantering: väteperoxid och andra "hyperoxygenerings"-terapier Arkiverad 7 juli 2010 på Wayback Machine , American Cancer Society
↑ Lovande oxidationsmedel. (inte tillgänglig länk) . Hämtad 24 december 2009. Arkiverad från originalet 3 november 2009. (obestämd)
↑ Dynamiken av ostadig detonation i ozon . Hämtad 23 januari 2015. Arkiverad från originalet 16 januari 2017. (obestämd)
↑ Fotokemisk smog . Hämtad 5 maj 2022. Arkiverad från originalet 3 januari 2019. (obestämd)
↑ Väder, klimat och luften vi andas . Hämtad 5 maj 2022. Arkiverad från originalet 22 oktober 2021. (obestämd)

Litteratur

Chemical Encyclopedia / Red.: Knunyants I.L. och andra - M . : Soviet Encyclopedia, 1992. - T. 3 (Med-Pol). — 639 sid. - ISBN 5-82270-039-8 .
Razumovsky SD, Zaikov GE Ozon och dess reaktioner med organiska föreningar (kinetik och mekanism). - M. : Nauka, 1974. - 322 sid.
Lunin V.V., Popovich M.P., Tkachenko S.N. Fysikalisk kemi av ozon . - M. : MGU, 1998. - 480 sid. — ISBN 5-211-03719-7 .

Länkar

Ozon är inte alltid bra // Science and life : journal. - 1992. - Nr 8 . - S. 155 .

Ordböcker och uppslagsverk

Stor dansk
Stor norsk
Stor ryss
Brockhaus och Efron
Brockhaus och Efron
runt världen
Litet Brockhaus och Efron
Ny
Britannica (online)

I bibliografiska kataloger
BNF : 11981162k GND : 4173038-0 J9U : 987007555722705171 LCCN : sh85096391 NDL : 00569010 NKC : ph115638